Chimie: Oxydoréduction en Solution Aqueuse - Cours 1ère C-D

Cours rédigé par Edouard SELAKOUE 1
CHAPITRE 1 : GENERALITES SUR L’OXYDOREDUCTION EN
SOLUTION AQUEUSE
OBJECTIF :
Introduire l’oxydoréduction comme un transfert d’électrons.
I. RAPPELS
1) Définitions :
Une solution est un mélange homogène de soluté et de solvant.
Une solution aqueuse est celle pour laquelle le solvant est l’eau. Exemple : eau salée
Une solution ionique est celle qui contient des ions et conduit de ce fait le courant électrique. Tous les ions
en solution sont hydratés. On distingue parmi les ions les cations (ions positifs) exemple Cu
2+
et les anions
(ions négatifs) exemple Cl
-
Toutes les solutions aqueuses sont électriquement neutres : elles contiennent autant de charges positives que
de charges négatives.
2) Tests d’identification de quelques ions (métalliques)
a) Mode opératoire
Dans un tube à essai, introduire 2ml d’une solution d’un ion métallique suivant : Ag
+
; Al
3+
; Cu
2+
; Fe
2+
;
Fe
3+
; ou Zn
2+
 Verser une solution d’hydroxyde de sodium (Na
+
+ HO
-
) goutte à goutte (agiter après chaque ajout)
 Observer l’évolution du contenu du tube.
 Partager le contenu du tube en deux fractions A et B. Dans A, ajouter un excès de soude et dans B,
ajouter goutte à goutte une solution aqueuse d’ammoniac NH
3
(NH
4+
+ HO
-
)
b) Observations
Pour chacun des cations étudiés, notons dans un tableau :
 La couleur de la solution initiale.
 La couleur et l’aspect du précipité.
 Les modifications du précipité lorsqu’on le laisse au repos, lorsqu’on ajoute un excès d’hydroxyde
de sodium, lorsqu’on ajoute une solution d’ammoniac.
COURS DE CHIMIE 1
ère
C-D CAMEROUN
PREMIERE PARTIE : CHIMIE MINERALE

Cours rédigé par Edouard SELAKOUE 2
Cations M
n+
Couleur initial Hydroxyde M(OH)
n
Aspect - couleur Modification du précipité
Excès de HO
-
En présence de NH
3
Cu
2+
Bleu Cu(OH)
2
Bleu, gélatineux Soluble Bleu céleste
Al
3+
Incolore Al(OH)
3
Précipité blanc Soluble Insoluble
Zn
2+
Incolore Zn(OH)
2
Précipité blanc Soluble Soluble
Ag
+
Incolore
AgOH (blanc) + Ag
2
O (brun)
Précipité blanc de de chlorure d’argent
(AgCl) qui noircit à la lumière
Soluble
Fe
2+
Vert pâle Fe(OH)
2
Précipité verdâtre Précipité qui rougit à l’aire (Fe
2+
s’oxyde en Fe
3+
)
Fe
3+
Jaune à orangé Fe(OH)
3
Précipité rouille
II. ACTION D’UNE SOLUTION ACIDE SUR UN METAL.
1) Expérience
Dans cinq tubes à essai contenant : la poudre d’aluminium (T1) ; de la limaille de fer (T2) ; la poudre de
zinc (T3) ; un morceau d’argent (T4) et une petite lame de cuivre (T5).
Versons quelques gouttes d’une solution molaire d’acide chlorhydrique dans chaque tube.
Dans les trois premiers tubes, il ya dégagement d’un gaz qui provoque une petite détonation à
l’approche d’une buchette allumée : c’est du dihydrogène. On observe également une effervescence dans ces
tubes : les réactions qui s’y sont produites sont exothermiques.
Dans les tubes 4 et 5, on n’observe rien.
Prélevons une petite quantité de solution dans chacun des trois premiers tubes et ajoutes-y quelques
gouttes de solution d’hydroxyde de sodium (Na
+
+ HO
-
)
Observations :
T1 : on observe un précipité blanc d’hydroxyde d’aluminium Al(OH)
3
qui se redissout dans un excès
d’hydroxyde de sodium mais reste insoluble dans l’ammoniac. Il met en évidence la présence de l’ion
aluminium Al
3+
T2 : il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer II Fe(OH)
2
mettant en évidence les ions Fe
2+
en
solution.
T3 : il se forme un précipité blanc d’hydroxyde de zinc Zn(OH)
2
qui se redissout dans un excès
d’hydroxyde de sodium et dans l’ammoniac. Il met en évidence la présence des ions Zn
2+
en solution.
Boum
Boum
Boum
T1
: Al
T3
: Zn
T4
: Ag
T5
: Cu
T2
: Fe
Buchette allumée

Cours rédigé par Edouard SELAKOUE
2) Interprétation
Dans les trois tubes à essai, les métaux Al, Fe et Zn se sont transformés en ions métalliques en libérant des
électrons (perte d’électrons) qui vont être captés par les ions H
Al Al
3+
+ 3 e
-
Fe Fe
2+
+ 2 e
-
Zn Zn
2+
+ 2 e
-
La dégagement de l’hydrogène provient de la transformation de l’ion hydronium H
2H
3
O
+
+ 2 e
-
H
2
+ 2H
Le transfert d’électrons se fait directement du métal à l’ion hydronium suivant les
Pour l’aluminium :
Al Al
3+
+ 3 e
-
(x2)
2H
3
O
+
+ 2 e
-
H
2
+ 2H
2Al + 6H
3
O
+
2Al
3+
+ 3H
Pour le fer :
Fe
Fe
2H
3
O
+
+ 2 e
-
Fe + 2H
3
O
+
Pour le zinc :
Zn
2H
3
O
+
+ 2
Zn + 2H
Remarque
: les mêmes résultats peuvent être obtenus avec de l’acide sulfurique (2H
ions chlorures et sulfates n’interviennent pas dans les réactions
3) Conclusion
L’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique dilué attaque les métaux tels que l’aluminium, le fer, le zinc, le
magnésium, le plomb… avec dégagement du dihydrogène et formation d’ions métalliques
dits plus électro pos
itifs que le dihydrogène. Mais ces deux acides n’attaquent pas les métaux comme
l’argent, le cuivre
; ils sont dits moins électro négatifs que le dihydrogène
III.
ACTION D’UN ION METALLIQUE SUR UN METAL
Un ion métallique est un ion provenant d’un métal, exemple
1) Expériences
E1
Solution de
sulfate de fer
(Fe
2+
+ SO
4
2-
)
Dans les trois tubes à essai, les métaux Al, Fe et Zn se sont transformés en ions métalliques en libérant des
électrons (perte d’électrons) qui vont être captés par les ions H
3
O
+
suivant les équations
La dégagement de l’hydrogène provient de la transformation de l’ion hydronium H
+ 2H
2
O
Le transfert d’électrons se fait directement du métal à l’ion hydronium suivant les
(x2)
+ 2H
2
O (x3)
+ 3H
2
+ 6H
2
O
Fe
2+
+ 2 e
-
H
2
+ 2H
2
O
H
2
+ Fe
2+
+ 2H
2
O
Zn
2+
+ 2 e
-
+ 2
e
-
H
2
+ 2H
2
O
Zn + 2H
3
O
+
H
2
+ Zn
2+
+ 2H
2
O
: les mêmes résultats peuvent être obtenus avec de l’acide sulfurique (2H
ions chlorures et sulfates n’interviennent pas dans les réactions
: ils sont dits spectateurs ou indif
L’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique dilué attaque les métaux tels que l’aluminium, le fer, le zinc, le
magnésium, le plomb… avec dégagement du dihydrogène et formation d’ions métalliques
itifs que le dihydrogène. Mais ces deux acides n’attaquent pas les métaux comme
; ils sont dits moins électro négatifs que le dihydrogène
ACTION D’UN ION METALLIQUE SUR UN METAL
Un ion métallique est un ion provenant d’un métal, exemple
: Al
3+
; Fe
2+
; Zn
2+
; Cu
Lames de
cuivre
Solution de
sulfate de zinc
(Zn
2+
+ SO
4
2-
)
Dans 2 tubes à essai contenant
respectivement une solution de
sulfate de fer et une sol
sulfate de zinc, introduisons une
baguette de cuivre.
Observation
On n’observe rien après un temps
même assez long
3
Dans les trois tubes à essai, les métaux Al, Fe et Zn se sont transformés en ions métalliques en libérant des
suivant les équations
:
La dégagement de l’hydrogène provient de la transformation de l’ion hydronium H
3
O
+
suivant l’équation :
Le transfert d’électrons se fait directement du métal à l’ion hydronium suivant les
équations bilan :
: les mêmes résultats peuvent être obtenus avec de l’acide sulfurique (2H
3
O
+
+ SO
42-
) dilué. Les
: ils sont dits spectateurs ou indif
férents.
L’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique dilué attaque les métaux tels que l’aluminium, le fer, le zinc, le
magnésium, le plomb… avec dégagement du dihydrogène et formation d’ions métalliques
; ces métaux sont
itifs que le dihydrogène. Mais ces deux acides n’attaquent pas les métaux comme
; Cu
2+
; …
Dans 2 tubes à essai contenant
respectivement une solution de
sulfate de fer et une sol
ution de
sulfate de zinc, introduisons une
baguette de cuivre.
Observation
:
On n’observe rien après un temps
même assez long

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E2
Lame de zinc Lame de
T1 T2 fer
T2 : le passage progressif de la couleur bleue à la couleur verte alors que la partie immergée de la pointe se
recouvre d’un dépôt de cuivre.
Prélevons une petite quantité de cette solution, filtrons et ajoutons-y une solution de soude. On observe un
précipité vert d’hydroxyde de fer II mettant ainsi en évidence la présence des ions Fe
2+
2) Interprétation
La première expérience montre que le métal cuivre ne réagit pas avec les ions Fe
2+
et Zn
2+
présents dans les
solutions de sulfate de fer et de sulfate de zinc.
Dans la deuxième expérience, les métaux fer et zinc réagissent avec les ions Cu
2+
présents dans la solution
de sulfate de cuivre. Ces métaux perdent des électrons qui sont captés simultanément par les ions Cu
2+
Les équations bilan sont les suivantes :
Pour le zinc :
Zn Zn
2+
+ 2 e
-
Cu
2+
+ 2 e
-
Cu
Zn + Cu
2+
Zn
2+
+ Cu
Pour le fer :
Fe Fe
2+
+ 2 e
-
Cu
2+
+ 2 e
-
Cu
Fe + Cu
2+
Fe
2+
+ Cu
3) Conclusion :
Lorsqu’elle est possible, la réaction entre un ion métallique et un métal se fait avec transfert d’électrons du
métal à l’ion.
IV. DEFINITIONS
Au cours des expériences précédentes, les métaux : Fe, Zn et Al perdent des électrons. On dit qu’ils
s’oxydent ou qu’ils subissent une oxydation.
Une oxydation est une transformation chimique au cours de laquelle une espèce chimique perd des électrons.
En même temps, les ions H
3
O
+
et Cu
2+
captent ces électrons. On dit qu’ils subissent une réduction.
Une réduction est une transformation chimique au cours de laquelle une espèce chimique gagne des
électrons.
Un oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons. Un réducteur est une espèce chimique qui cède
des électrons.
Oxydation et réduction sont deux phénomènes simultanés. On les appelle réaction d’oxydoréduction.
Une réaction d’oxydoréduction est une transformation au cours de laquelle il se produit simultanément l’oxydation du réducteur
et la réduction de l’oxydant.
Solution
de sulfate
de cuivre
Cu
2+
+ SO
4
2-
)
Plongeons respectivement dans deux tubes
contenant une solution de sulfate de cuivre : une
lame de zinc et une pointe en fer
Observations :
T1 : disparition progressive de la couleur bleue due
aux ions Cu
2+
alors que la partie immergée de la
lame se recouvre d’un dépôt de cuivre..
Prélevons une petite quantité de la solution et
ajoutons-y une solution de soude (Na
+
+ HO
-
). On
observe un précipité blanc d’hydroxyde de zinc
mettant ainsi en évidence la présence des ions Zn
2+

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CHAPITRE 2 : NOTION DE COUPLE OXYDANT –
REDUCTEUR CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE
OBJECTIFS
 Etablir la classification des couples oxydant-réducteur.
 Utiliser cette classification pour prévoir la réaction spontanée entre deux couples.
I. NOTION DE COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR.
Pour une espèce chimique donnée, il est possible dans certaines conditions de passer de la forme oxydée à la
forme réduite. La notation Ox/Réd où Ox est la forme oxydée et Réd la forme réduite constitue ce que l’on
appelle couple oxydant-réducteur ou couple redox.
1) Mise en évidence du couple Cu
2+
/ Cu
Expérience :
Lame de cuivre
Dépôt métallique
blanc
Solution incolore de nitrate Solution devenue bleue
D’argent Ag
+
+ NO
3-
Interprétation :
Les ions Ag
+
ont été réduits en métal Ag tandis que le cuivre Cu a été oxydé en ion Cu
2+
suivant les
équations de transformation ci-dessous :
Ag
+
+ e
-
Ag : réduction
Cu Cu
2+
+ 2e
-
: oxydation
L’équation-bilan de la réaction s’écrit :
Ag
+
+ e
-
Ag (x 2)
Cu Cu
2+
+ 2 e
-
2Ag
+
+ Cu 2Ag + Cu
2+
La réaction correspondante est un transfert d’électrons: c’est une réaction d’oxydoréduction.
Le couple Cu
2+
/ Cu.
De ce qui précède, le cuivre a été oxydé suivant l’équation Cu Cu
2+
+ 2e
-
Au chapitre 1 précédent, nous avons vu qu’en présence du zinc, l’ion Cu
2+
avait été réduit suivant
l’équation : Cu
2+
+ 2 e
-
Cu
Les deux demi-équations précédentes peuvent être regroupées par l’écriture conventionnelle suivante
appelée demi-équation électronique.
Cu
2+
+ 2 e
-
Cu
Cu
2+
est l’oxydant ou forme oxydée de Cu
Cu est le réducteur ou forme réduite de Cu
2+
Plongeons une lame de cuivre dans une
solution incolore de nitrate d’argent.
La partie immergée de la lame se recouvre
d’un dépôt blanc métallique : c’est de
l’argent.
La solution initialement incolore devient
bleue : couleur mettant en évidence la
présence des ions Cu
2+
Le métal Cu a réagit avec l’ion Ag
+
: il s’est
formé l’ion Cu
2+
et le métal argent Ag.